Оксидами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы кислорода в степни окисления – 2 и какого-нибудь другого элемента.
Оксиды могут быть получены при непосредственном взаимодействии кислорода с другим элементом, так и косвенным путём (например, при разложении солей, оснований, кислот). В обычных условиях оксиды бывают в твёрдом, жидком и газообразном состоянии, этот тип соединений весьма рас в природе. Оксиды содержатся в Земной коре. Ржавчина, песок, вода, углекислый газ – это оксиды.
Они бывают солеобразующими и несолеобразующие.
Солеобразующие оксиды – это такие оксиды, которые в результате химических реакций образуют соли. Это оксиды металлов и неметаллов, которые при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты, а при взаимодействии с основаниями – соответствующие кислые и нормальные соли. Например, оксид меди (CuO) является оксидом солеобразующим, потому что, например, при взаимодействии её с соляной кислотой (HCl) образуется соль:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
В результате химических реакций можно получать и другие соли:
CuO + SO3 → CuSO4.
Несолеобразующими оксидами называются такие оксиды, которые не образуют солей. Примером могут служить СО, N2O, NO.
Солеобразующие оксиды в свою очередь бывают 3-х типов: основными (от слова «основание»), кислотными и амфотерными.
Основными оксидами называются такие оксиды металлов, которым соответствуют гидроксиды, относящиеся к классу оснований. К основным оксидам относятся, например, Na2O, K2O, MgO, CaO и т.д.
Химические свойства основных оксидов
1. Растворимые в воде основные оксиды вступают в реакцию с водой, образуя основания:
Na2O + H2O → 2NaOH.
2. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соответствующие соли
Na2O + SO3 → Na2SO4.
3. Реагируют с кислотами, образуя соль и воду:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
4. Реагируют с амфотерными оксидами:
Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.
Если в составе оксидов в качестве второго элемента будет неметалл или металл, проявляющий высшую валентность (обычно проявляют от IV до VII), то такие оксиды будут кислотными. Кислотными оксидами (ангидридами кислот) называются такие оксиды, которым соответствуют гидроксиды, относящие к классу кислот. Это, например, CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 и т.д. Кислотные оксиды растворяются в воде и щелочах, образуя при этом соль и воду.
Химические свойства кислотных оксидов
1. Взаимодействуют с водой, образуя кислоту:
SO3 + H2O → H2SO4.
Но не все кислотные оксиды непосредственно реагируют с водой (SiO2 и др.).
2. Реагируют с основанными оксидами с образованием соли:
CO2 + CaO → CaCO3
3. Взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:
CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.
В состав амфотерного оксида входит элемент, который обладает амфотерными свойствами. Под амфотерностью понимают соединений проявлять в зависимости от условий кислотные и основные свойства. Например, оксид цинка ZnO может быть как основанием, так и кислотой (Zn(OH)2 и H2ZnO2). Амфотерность выражается в том, что в зависимости от условий амфотерные оксиды проявляют либо осно́вные, либо кислотные свойства.
Химические свойства амфотерных оксидов
1. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.
2. Реагируют с твёрдыми щелочами (при сплавлении), образуя в результате реакции соль – цинкат натрия и воду:
ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.
При взаимодействии оксида цинка с раствором щелочи (того же NaOH) протекает другая реакция:
ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2[Zn(OH)4].
Координационное число – характеристика, которая определяет число ближайших частиц: атомов или инов в молекуле или кристалле. Для каждого амфотерного металла характерно свое координационное число. Для Be и Zn – это 4; Для и Al – это 4 или 6; Для и Cr – это 6 или (очень редко) 4;
Амфотерные оксиды обычно не растворяются в воде и не реагируют с ней.
) Если концентрацию раствора выразить в долях единицы, то массу растворенного вещества в граммах находят по формуле:
m(в-во) = ω * m(p-p)
где: m(p-p) - масса раствора в граммах, ω - массовая доля растворенного вещества, выраженная в долях единицы.
То есть, 10% - это 0,1
2) Добавляемая соль - это 100% вещества или 1 в долях единицы.
При добавлении соли масса раствора увеличивается на 50 г. м
Обозначим концентрацию полученного раствора через Х и на основании всего вышеизложенного составляем уравнение:
0,1 * 400 + 1 * 50 = Х * (400 + 50)
40 + 50 = 450Х
Х = 90/450 = 0,2 (или 20%)
ответ: 20%
Закон постоянства состава позволил установить количественные соотношения, в которых различные химические элементы соединяются между собой, Д. Дальтон ввёл в науку понятие о соединительных весах элементов, впоследствии названных эквивалентами. Эквивалентной массой элемента называют такое его количество, которое соединяется единицей (точнее 1,008)массы водорода или с 8 единицами массы кислорода или замещает эти же количества в их соединениях. Теперь эквивалентом элемента называют такое его количество, которое взаимодействует с 1 молем атомов водорода. Например, в соединениях HCl, H2S, NH3, CH4 эквивалент хлора, серы, азота и углерода равен соответственно 1, 1/2, 1/3 и 1/4 моль. Масса 1 эквивалента элемента называется эквивалентной массой. В приведённых выше примерах эквивалентная масса хлора равна 35,5 г/моль, серы — 16 г/моль, азота — 4,67 г/моль, углерода — 3 г/моль. Из опытных данных следует, что единица массы водорода эквивалентна (равноценна) 8 единицам массы кислорода, или 16 единицах массы серы или 9 единицам массы алюминия, или 35,5 единицам массы хлора и т. д. Введение в химию понятия эквивалент позволило сформулировать закон эквивалентов: вещества вступают в реакцию в количествах, пропорциональных их эквивалентам. При решении некоторых задач удобно пользоваться другой формулировкой закона: массы реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам. Для определения эквивалентной массы элемента необходимо знать состав его соединения с другим элементом, эквивалентная масса которых известна. Если один элемент образует с другим элементом несколько соединений, то его эквивалентная масса в этих соединениях неодинакова. Например, сера с кислородом образует диоксид серы SO2 и триоксид серы SO3. В первом соединении на 8 единиц массы кислорода приходится 8 единиц массы серы. В триоксиде серы на 8 единиц массы кислорода приходится 5,3 единицы массы серы. Следовательно, в диоксиде серы её эквивалент равен 1/4 моль, а в триоксиде 1/6 моль. Важной характеристикой химического элемента является его валентность. Валентностью называется свойство атомов данного элемента присоединять или замещать в соединении определённое число атомов другого элемента. За единицу валентности принята валентность атома водорода, которая во всех соединениях равна единице. Валентность элемента выражается только целым числом. Валентность, эквивалентная масса и молярная масса связаны соотношением: М(Х) = В·Мeg(X). Из этого уравнения следует, что эквивалентная масса элемента можно рассчитать, разделив мольную массу атомов элемента на его валентность. Понятие об эквиваленте и эквивалентной массе распространяются и на сложные вещества. Химическим эквивалентом сложного вещества называют такое количество его, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или с одним эквивалентом любого другого вещества. При решении задач на вычисление эквивалентных масс необходимо иметь в виду следующее: 1) эквивалентная масса оксида равна сумме эквивалентных масс кислорода и элемента, входящего в состав оксида; 2) эквивалентная масса кислоты равна сумме эквивалентных масс водорода и кислотного остатка; 3) эквивалентная масса основания равна сумме эквивалентных масс металла и гидроксильной группы; 4) эквивалентная масса соли равна сумме эквивалентных масс металла и кислотного остатка. Для вычисления эквивалентной массы кислоты необходимо разделить её мольную массу на основность кислоты, которая для данной реакции определяется числом атомов водорода, замещающихся металлом. Так, ортофосфорная кислота Н3РО4 в зависимости от условий протекания реакций может быть вступать как одно-, двух- или трёхосновная. Так при образовании дигидрофосфата, гидрофосфата и фосфата эквивалент фосфорной кислоты будет соответствовать 1, 1/2 и 1/3 моль. Чтобы вычислить эквивалентную массу основания, необходимо его молярную массу разделить на кислотность основания, определяемую числом вступающих в реакцию гидроксильных групп. Из приведённых примеров следует, что эквивалентная масса сложного вещества в общем случае не является величиной постоянной, а зависит от химической реакции, в которой принимает участие данное соединение. Если в реакции принимают участие газообразные вещества, пользуются понятием об эквивалентном объёме, т. е. объёме, который занимает при данных условиях один эквивалент газообразного вещества. Так, при нормальных условиях эквивалентный объём водорода равен 11,2 л, эквивалентный объём кислорода — 5,6 л.